Реактивност (хемија)

У хемији, реактивност је импулс којим хемијска супстанца пролази кроз хемијску реакцију, било сама или са другим материјалима, са укупним ослобађањем енергије.

Реактивност се односи на:

• хемијске реакције једне супстанце,
• хемијске реакције две или више супстанци које међусобно делују,
• систематско проучавање скупова реакција ова две типа,
• методологија која се примењује на проучавање реактивности хемикалија свих врста,
• експерименталне методе које се користе за посматрање ових процеса, и
• теорије за предвиђање и објашњење ових процеса.

Хемијска реактивност једне супстанце (реактанта) покрива њено понашање у којем се она:

• распада,
• формира нове супстанце додавањем атома из другог реактаната или реактаната, и
• ступа у интеракцију са два или више других реактаната и формира два или више производа.

Хемијска реактивност супстанце може се односити на различите околности (услове који укључују температуру, притисак, присуство катализатора) у којима она реагује, као што су:

• разне супстанце са којима реагује,
• тачка равнотеже реакције (тј. степен до којег се реакција одвија), и
• брзина реакције.

Термин реактивност је везан за концепте хемијске стабилности и хемијске компатибилности.

Узроци реактивности

Друго значење реактивности (тј. да ли супстанца реагује или не) може се рационализовати на атомском и молекуларном нивоу коришћењем старије и једноставније теорије валентне везе, као и теорије атомске и молекуларне орбитале. Термодинамички, хемијска реакција се дешава зато што производи (узети као група) имају нижу слободну енергију од реактаната; стање ниже енергије се назива „стабилније стање“. Квантна хемија пружа најдубље и најтачније разумевање разлога за ово. Генерално, електрони постоје у орбиталама које су резултат решавања Шредингерове једначине за специфичне ситуације.

Кад је све остало еквивалентно (вредности квантних бројева н и м_л), ред стабилности електрона у систему од најмањег до највећег није упарен ни са једним другим електрона на сличним орбиталама, неупарен је са свим дегенерисаним орбиталама које су полупопуњене, и најстабилнији је попуњени скуп орбитала. Да би се постигао један од ових редова стабилности, атом реагује са другим атомом да би се оба стабилизовала. На пример, усамљени атом водоника има један електрон на својој 1с орбитали. Он постаје значајно стабилнији (чак 100 килокалорија по молу, или 420 килоџула по молу) када реагује и формира Х₂.

Из истог разлога угљеник скоро увек формира четири везе. Његова валентна конфигурација основног стања је 2с² 2п², допола попуњена. Међутим, енергија активације која прелази са полу-попуњених на потпуно попуњене п орбитале је занемарљива, и као такве, угљеник их формира скоро тренутно. При томе, процес ослобађа значајну количину енергије (егзотерман је). Ова конфигурација четири једнаке везе се назива сп³ хибридизација.

Горња три параграфа рационализују, иако веома уопштено, реакције неких уобичајених типова, посебно атома. Један приступ за генерализацију горе наведеног је модел активационог деформитета хемијске реактивности који обезбеђује узрочну везу између крутости реактаната и њихове електронске структуре, као и висине реакционе баријере.

Брзина било које дате реакције:

${\ce {Reaktanti -> Proizvodi}}$

је регулисана законом брзине:

${\text{Brzina}}=k\cdot [{\ce {A}}]$

где је брзина промена моларне концентрације у једној секунди у кораку који одређује брзину реакције (најспорији корак), [А] је производ моларне концентрације свих реактаната степенованих одговарајућим редом (познатим као ред реакције), а к је реакциона константа, која је константна за један дати скуп околности (генерално температура и притисак) и независна од концентрације. Реактивност једињења је директно пропорционална и вредности к и брзини. На пример, ако је

${\ce {A + B -> C + D}}$,

онда је

${\text{Rate}}=k\cdot [{\ce {A}}]^{n}\cdot [{\ce {B}}]^{m}$

где је н ред реакције за А, м је ред реакције за Б, н + м је реакциони ред пуне реакције, а к је реакциона константа.